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348565 Tópico 2 Equilíbrio Químico Quimica Industrial Preto e branco

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2.0 Equilíbrio Químico2.0 Equilíbrio Químico
Química Geral II – Química IndustrialQuímica Geral II – Química Industrial
Prof. Dr. André Romero da SilvaProf. Dr. André Romero da Silva
2.1 Conceitos2.1 Conceitos
O equilíbrio químico é o estágio da reação química em que não
existe mais tendência a mudar a composição da mistura
reacional, ou seja, as concentrações ou pressões parciais dos
reagentes e produtos.
O equilíbrio químico é o estágio da reação química em que não
existe mais tendência a mudar a composição da mistura
reacional, ou seja, as concentrações ou pressões parciais dos
reagentes e produtos.
Passou a ser mais pesquisado no início do século XX devido a
busca de reações que pudessem gerar nitratos, muito utilizados
na confecção de explosivos na 1ª Guerra Mundial.
Passou a ser mais pesquisado no início do século XX devido a
busca de reações que pudessem gerar nitratos, muito utilizados
na confecção de explosivos na 1ª Guerra Mundial.
Fritz Haber encontrou uma forma
econômica de utilizar o nitrogênio do ar e
prover, desse modo, uma fonte abundante
de compostos para a agricultura e os
armamentos. Para isso, foi necessário
entender como uma reação se aproxima do
equilíbrio e o atinge, e a partir desse
conhecimento aumentar o rendimento da
reação. N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Fritz Haber encontrou uma forma
econômica de utilizar o nitrogênio do ar e
prover, desse modo, uma fonte abundante
de compostos para a agricultura e os
armamentos. Para isso, foi necessário
entender como uma reação se aproxima do
equilíbrio e o atinge, e a partir desse
conhecimento aumentar o rendimento da
reação. N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
2.2 Reações em equilíbrio e reversibilidade2.2 Reações em equilíbrio e reversibilidade
Os critérios que identificam um equilíbrio químico são:Os critérios que identificam um equilíbrio químico são:
1. A reação direta e a reação inversa estão ocorrendo1. A reação direta e a reação inversa estão ocorrendo
2. As reações (direta e inversa) estão fazendo isso na mesma
velocidade (logo, não existe mudança aparente)
2. As reações (direta e inversa) estão fazendo isso na mesma
velocidade (logo, não existe mudança aparente)
Uma forma de verificar se uma reação está em equilíbrio é
mudar as condições. Ex: adicionar mais reagentes, alterar a
temperatura da reação.
Uma forma de verificar se uma reação está em equilíbrio é
mudar as condições. Ex: adicionar mais reagentes, alterar a
temperatura da reação.
Portanto, as reações químicas atingem um estado de equilíbrio
dinâmico onde a velocidade das reações direta e inversa são
iguais, não havendo mudança na composição reacional.
Portanto, as reações químicas atingem um estado de equilíbrio
dinâmico onde a velocidade das reações direta e inversa são
iguais, não havendo mudança na composição reacional.
2.2 Reações em equilíbrio e reversibilidade2.2 Reações em equilíbrio e reversibilidade
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
O gráfico acima representa 2 situações de equilíbrio para uma mesma
reação química utilizando 2 temperaturas diferentes (TB>TA). Em “A” a
reação partiu dos reagentes, e em “B” dos produtos.
O gráfico acima representa 2 situações de equilíbrio para uma mesma
reação química utilizando 2 temperaturas diferentes (TB>TA). Em “A” a
reação partiu dos reagentes, e em “B” dos produtos.
2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas
Em 1864, os noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage
descobriram a relação matemática que resume a composição de
uma mistura de reação em equilíbrio.
Em 1864, os noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage
descobriram a relação matemática que resume a composição de
uma mistura de reação em equilíbrio.
2SO2 (g) + O2 (g) = 2SO3 (g)2SO2 (g) + O2 (g) = 2SO3 (g)
P SO2 (bar) P O2 (bar) P SO3 (bar) P total (bar) K
5.49x10-2 3.24x10-2 2.21x10-4 8.75x10-2 5.00x10-4
3.16x10-3 1.83x10-2 9.49x10-6 2.15x10-2 4.93x10-4
9.15x10-3 9.15x10-3 1.96x10-5 1.83x10-2 5.02x10-4
7.90x10-2 7.32x10-2 4.75x10-4 0.153 4.93x10-4
0.120 0.165 1.08x10-3 0.286 4.89x10-4
Tabela 1 - Dados e constante de equilíbrio para a reação acima
a 1000K
Tabela 1 - Dados e constante de equilíbrio para a reação acima
a 1000K
onde Pj é a pressão parcial do gás Jonde Pj é a pressão parcial do gás J
Po é a pressão padrão = 1 barPo é a pressão padrão = 1 bar
K não tem unidade e é chamado
de constante de equilíbrio
K não tem unidade e é chamado
de constante de equilíbrio
2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas
A lei de ação das massas resume os resultados de Guldberg e
Waage. Ela estabelece que, no equilíbrio, a composição da
mistura de reação pode ser expressa em termos de uma mesma
constante de equilíbrio e que, para qualquer reação entre gases
que podem ser tratados como ideais, a pressão parcial será
elevada a uma potência igual ao coeficiente estequiométrico da
equação química balanceada da reação.
A lei de ação das massas resume os resultados de Guldberg e
Waage. Ela estabelece que, no equilíbrio, a composição da
mistura de reação pode ser expressa em termos de uma mesma
constante de equilíbrio e que, para qualquer reação entre gases
que podem ser tratados como ideais, a pressão parcial será
elevada a uma potência igual ao coeficiente estequiométrico da
equação química balanceada da reação.
cC(g) + dD (g) = aA (g) + bB(g)cC(g) + dD (g) = aA (g) + bB(g)
A Lei de Conservação das Massas (Lavoisier) define que
quando uma reação química é realizada em um recipiente
fechado, a massa dos produtos formados mais a massa dos
reagentes que sobraram deve ser igual à massa inicial dos
reagentes no início da reação.
A Lei de Conservação das Massas (Lavoisier) define que
quando uma reação química é realizada em um recipiente
fechado, a massa dos produtos formados mais a massa dos
reagentes que sobraram deve ser igual à massa inicial dos
reagentes no início da reação.
2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas
cC(g) + dD (g) = aA (g) + bB(g)cC(g) + dD (g) = aA (g) + bB(g)
Logo, a proporção (K) entre as concentrações de produtos e
reagentes está intimamente ligada a lei da ação das massas.
Logo, a proporção (K) entre as concentrações de produtos e
reagentes está intimamente ligada a lei da ação das massas.
2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas
Para reações que ocorrem em solução, e considerando esta
solução como sendo ideal (onde as interações intermoleculares é
desprezível). A constante de equilíbrio pode ser escrita como:
Para reações que ocorrem em solução, e considerando esta
solução como sendo ideal (onde as interações intermoleculares é
desprezível). A constante de equilíbrio pode ser escrita como:
cC(aq) + dD (aq) = aA (aq) + bB(aq)cC(aq) + dD (aq) = aA (aq) + bB(aq)
onde [J] é a molaridade do reagente Jonde [J] é a molaridade do reagente J
co é molaridade padrão = 1 mol/Lco é molaridade padrão = 1 mol/L
2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas
Podemos resumir estas informações usando o conceito da
atividade de uma substância j (aj) que representa uma fração
molar efetiva ou pressão efetiva da substância. A constante de
equilíbrio pode ser escrita como:
Podemos resumir estas informações usando o conceito da
atividade de uma substância j (aj) que representa uma fração
molar efetiva ou pressão efetiva da substância. A constante de
equilíbrio pode ser escrita como:
cC(aq) + dD (aq) = aA (aq) + bB(aq)cC(aq) + dD (aq) = aA (aq) + bB(aq)
Para gás ideal, aJ = Pj/Po, simplificado como aj = PjPara gás ideal, aJ = Pj/Po, simplificado como aj = Pj
Para soluto em uma solução ideal, aj = [J]/co, simplificando aj = [J]Para soluto em uma solução ideal, aj = [J]/co,simplificando aj = [J]
Para um sólido ou líquido puros, aj = 1Para um sólido ou líquido puros, aj = 1
2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas
Como ficaria a constante de equilíbrio para a reação abaixo?Como ficaria a constante de equilíbrio para a reação abaixo?
CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g)CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g)
Os equilíbrios químicos em que todos os reagentes e produtos
estão na mesma fase são chamados de equilíbrios homogêneos.
Ex.:
Os equilíbrios químicos em que todos os reagentes e produtos
estão na mesma fase são chamados de equilíbrios homogêneos.
Ex.:
Os equilíbrios químicos em sistemas com mais de uma fase
são chamados equilíbrios heterogêneos. Ex.:
Os equilíbrios químicos em sistemas com mais de uma fase
são chamados equilíbrios heterogêneos. Ex.:
CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g)CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g)
2SO2 (g) + O2 (g) = 2SO3 (g)2SO2 (g) + O2 (g) = 2SO3 (g)
2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas
Quando a solução envolve compostos iônicos completamente
dissociados em solução, a constante de equilíbrio deve ser
escrita para a equação iônica simplificada, usando a atividade de
cada tipo de íon.
Quando a solução envolve compostos iônicos completamente
dissociados em solução, a constante de equilíbrio deve ser
escrita para a equação iônica simplificada, usando a atividade de
cada tipo de íon.
2 AgNO3 (aq) + 2 NaOH (aq) = Ag2O (s) + 2 NaNO3 (aq) + H2O (l)2 AgNO3 (aq) + 2 NaOH (aq) = Ag2O (s) + 2 NaNO3 (aq) + H2O (l)
2Ag+(aq) + 2NO3-(aq) + 2Na+(aq) + 2OH-(aq) = Ag2O (s) + 2Na+(aq) + 2NO3-(aq) + H2O(l)2Ag+(aq) + 2NO3-(aq) + 2Na+(aq) + 2OH-(aq) = Ag2O (s) + 2Na+(aq) + 2NO3-(aq) + H2O(l)
2Ag+(aq) + 2OH-(aq) = Ag2O (s) + H2O(l)2Ag+(aq) + 2OH-(aq) = Ag2O (s) + H2O(l)
2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
A lei de ação das massas apresentadas por Guldberg e
Waage é uma consequência do papel da energia na determinação
da direção da mudança espontânea.
A lei de ação das massas apresentadas por Guldberg e
Waage é uma consequência do papel da energia na determinação
da direção da mudança espontânea.
Quando a mistura reacional ainda não formou produtos em
quantidades suficientes para alcançar o equilíbrio, a direção
espontânea (ΔGr < 0) das mudanças é no sentido da formação
dos produtos.
Quando a mistura reacional ainda não formou produtos em
quantidades suficientes para alcançar o equilíbrio, a direção
espontânea (ΔGr < 0) das mudanças é no sentido da formação
dos produtos.
Se por outro lado, iniciarmos com uma mistura de reação com
excesso de produto, a reação inversa é espontânea (ΔGr < 0),
mas a reação direta não (ΔGr > 0).
Se por outro lado, iniciarmos com uma mistura de reação com
excesso de produto, a reação inversa é espontânea (ΔGr < 0),
mas a reação direta não (ΔGr > 0).
Para a reação em equilíbrio, com todos os reagentes nas
concentrações de equilíbrio, não existe tendência de
espontaneidade em nenhuma direção (direta ou inversa), e neste
caso (ΔGr = 0).
Para a reação em equilíbrio, com todos os reagentes nas
concentrações de equilíbrio, não existe tendência de
espontaneidade em nenhuma direção (direta ou inversa), e neste
caso (ΔGr = 0).
2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
ΔGr = ∑ nGm (Produtos) - ∑ nGm (reagentes)ΔGr = ∑ nGm (Produtos) - ∑ nGm (reagentes)
onde n = número de moles (coeficientes estequiométricos)
Gm = energia livre molar de cada produto e reagente
Gm (J) = energia livre molar de um determinado reagente
ou produto J
Gmo (J) = energia livre molar padrão de um determinado
reagente ou produto J
aj = atividade do reagente ou produto
onde n = número de moles (coeficientes estequiométricos)
Gm = energia livre molar de cada produto e reagente
Gm (J) = energia livre molar de um determinado reagente
ou produto J
Gmo (J) = energia livre molar padrão de um determinado
reagente ou produto J
aj = atividade do reagente ou produto
A ΔGr de uma reação em um determinado ponto da reação é
calculada como:
A ΔGr de uma reação em um determinado ponto da reação é
calculada como:
Gm (J) = Gmo (J) + RT ln ajGm (J) = Gmo (J) + RT ln aj
Estado padrão de uma substância pura é a sua forma pura sob pressão
de 1 bar. Para o soluto, o estado padrão é obtido na concentração de
1 mol/L. Pode-se considerar sólidos e líquidos como sempre no estado
padrão.
Estado padrão de uma substância pura é a sua forma pura sob pressão
de 1 bar. Para o soluto, o estado padrão é obtido na concentração de
1 mol/L. Pode-se considerar sólidos e líquidos como sempre no estado
padrão.
2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
ΔGr = ∑ nGm (Produtos) - ∑ nGm (reagentes)ΔGr = ∑ nGm (Produtos) - ∑ nGm (reagentes)
A ΔGr de uma reação em um determinado ponto da reação é
calculada como:
A ΔGr de uma reação em um determinado ponto da reação é
calculada como:
Gm (J) = Gmo (J) + RT ln ajGm (J) = Gmo (J) + RT ln aj
N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)
Então para a reação abaixo:Então para a reação abaixo:
ΔGr = 2Gm(NH3) – [Gm(N2) + 3Gm(H2)]ΔGr = 2Gm(NH3) – [Gm(N2) + 3Gm(H2)]
ΔGr = (2Gm
o(NH3) + 2RT ln aNH3) – [(Gm
o(N2) + RT ln aN2) + (3Gm
o(H2) + 3RT ln aH2]ΔGr = (2Gm
o(NH3) + 2RT ln aNH3) – [(Gm
o(N2) + RT ln aN2) + (3Gm
o(H2) + 3RT ln aH2]
ΔGr = [2Gm
o(NH3) – Gm
o(N2) - 3Gm
o(H2)] + RT ln (aNH3)
2 - RT ln aH2 - RT ln (aN2)
3]ΔGr = [2Gm
o(NH3) – Gm
o(N2) - 3Gm
o(H2)] + RT ln (aNH3)
2 - RT ln aH2 - RT ln (aN2)
3]
A equação mostra como a energia livre de
reação varia de acordo com a atividade
dos reagentes e produtos. A expressão
em colchetes é chamada de quociente de
reação (Q)
A equação mostra como a energia livre de
reação varia de acordo com a atividade
dos reagentes e produtos. A expressão
em colchetes é chamada de quociente de
reação (Q)
2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
Sendo assim, podemos reescrever a equação como:Sendo assim, podemos reescrever a equação como:
No equilíbrio, as pressões parciais (ou atividades) estão no valor
do equilíbrio e Q torna-se igual à constante de equilíbrio K.
No equilíbrio, as pressões parciais (ou atividades) estão no valor
do equilíbrio e Q torna-se igual à constante de equilíbrio K.
Ora, se ΔGr = 0 no equilíbrio, então:Ora, se ΔGr = 0 no equilíbrio, então:
Através de valores tabelados de Gmo(J) conseguimos achar o
valor de K.
Através de valores tabelados de Gmo(J) conseguimos achar o
valor de K.
2.5 Constante de equilíbrio em termos das concentrações 
molares dos gases
2.5 Constante de equilíbrio em termos das concentrações 
molares dos gases
Embora a constante de equilíbrio K seja expressa na forma de
atividades de produtos por reagentes, normalmente ela é
representada na forma:
Embora a constante de equilíbrio K seja expressa na forma de
atividades de produtos por reagentes, normalmente ela é
representada na forma:
Embora a constante de equilíbrio para reações gasosas sejam
expressas na forma da razão entre a pressão dos produtos e
reagentes, podemos representá-las na forma da razão entre
concentrações de produtos e reagentes gasosos.
Embora a constante de equilíbrio para reações gasosas sejam
expressas na forma da razão entre a pressão dos produtos e
reagentes, podemos representá-las na forma da razão entre
concentrações de produtos e reagentes gasosos.
2.6 Constante de equilíbrio em termos das concentrações 
molares dos gases
2.6Constante de equilíbrio em termos das concentrações 
molares dos gases
Como então podemos representar a constante de equilíbrio de
compostos gasosos na forma de concentrações molares?
Como então podemos representar a constante de equilíbrio de
compostos gasosos na forma de concentrações molares?
Tomando como base a reação de Fritz Haber e determinando
Kp
Tomando como base a reação de Fritz Haber e determinando
Kp N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)
Lei dos
gases ideais
Lei dos
gases ideais
2.6 Constante de equilíbrio em termos das concentrações 
molares dos gases
2.6 Constante de equilíbrio em termos das concentrações 
molares dos gases
Tomando como base a reação de Fritz Haber e determinando
Kc
Tomando como base a reação de Fritz Haber e determinando
Kc N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)
n = Coeficiente estequiométrico
2.7 Formas alternativas da Constante de Equilíbrio2.7 Formas alternativas da Constante de Equilíbrio
As constantes de equilíbrio normalmente dadas para as equações
químicas são escritas com os menores coeficientes
estequiométricos inteiros. Mas, e se mudarmos os coeficientes?
As constantes de equilíbrio normalmente dadas para as equações
químicas são escritas com os menores coeficientes
estequiométricos inteiros. Mas, e se mudarmos os coeficientes?
2 HI (g) = H2 (g) + I2 (g)2 HI (g) = H2 (g) + I2 (g)
2 H2 (g) + 2 I2 (g) = 4 HI (g)2 H2 (g) + 2 I2 (g) = 4 HI (g)
Logo, se multiplicarmos uma equação química por um fator n,
estaremos elevando K a enésima potência.
Logo, se multiplicarmos uma equação química por um fator n,
estaremos elevando K a enésima potência.
E como seria a constante de equilíbrio da reação inversa?E como seria a constante de equilíbrio da reação inversa?
Logo, a constante de equilíbrio escrito numa direção é o inverso
da constante do equilíbrio escrito na direção oposta.
Logo, a constante de equilíbrio escrito numa direção é o inverso
da constante do equilíbrio escrito na direção oposta.
H2 (g) + I2 (g) = 2 HI (g)H2 (g) + I2 (g) = 2 HI (g)
2.7 Formas alternativas da Constante de Equilíbrio2.7 Formas alternativas da Constante de Equilíbrio
Se uma equação química pode ser expressa como a soma de duas
ou mais equações químicas, a constante de equilíbrio da reação
total é o produto da constante de equilíbrio das reações parciais
Se uma equação química pode ser expressa como a soma de duas
ou mais equações químicas, a constante de equilíbrio da reação
total é o produto da constante de equilíbrio das reações parciais
2) 2 PCl3 (g) + 2 Cl2 (g) = 2 PCl5 (g)2) 2 PCl3 (g) + 2 Cl2 (g) = 2 PCl5 (g)
1) 2 P(g) + 3 Cl2 (g) = 2 PCl3 (g)1) 2 P(g) + 3 Cl2 (g) = 2 PCl3 (g)
3) 2 P(g) + 5 Cl2 (g) = 2 PCl5 (g)3) 2 P(g) + 5 Cl2 (g) = 2 PCl5 (g)
2.8 Extensão da reação2.8 Extensão da reação
Como a constante de equilíbrio é definida como a razão entre a
concentração (ou pressão) de produtos por reagentes, então:
Como a constante de equilíbrio é definida como a razão entre a
concentração (ou pressão) de produtos por reagentes, então:
K → é grande quando a mistura de equilíbrio é constituída
principalmente por produto
K → é grande quando a mistura de equilíbrio é constituída
principalmente por produto
K → é pequena quando a mistura de equilíbrio é constituída
principalmente por reagentes
K → é pequena quando a mistura de equilíbrio é constituída
principalmente por reagentes
1) H2 (g) + Cl2 (g) = 2 HCl (g)1) H2 (g) + Cl2 (g) = 2 HCl (g)
Por exemplo, para as reações abaixo:Por exemplo, para as reações abaixo:
2) N2 (g) + O2 (g) = 2 NO (g)2) N2 (g) + O2 (g) = 2 NO (g)
2.8 Extensão da reação2.8 Extensão da reação
De forma geral, podemos resumir:De forma geral, podemos resumir:
Valores grandes de K → (> 103) o equilíbrio favorece os produtosValores grandes de K → (> 103) o equilíbrio favorece os produtos
Valores intermediários de K → (10-3 a 103) o equilíbrio não
favorece nem a reagentes e nem a produtos
Valores intermediários de K → (10-3 a 103) o equilíbrio não
favorece nem a reagentes e nem a produtos
Valores pequenos de K → (< 10-3) o equilíbrio favorece os
reagentes
Valores pequenos de K → (< 10-3) o equilíbrio favorece os
reagentes
2.9 Direção da Reação2.9 Direção da Reação
Para predizer a tendência de uma determinada mistura de
reagentes e produtos de formar mais produtos ou mais
reagentes, é necessário comparar Q e K:
Para predizer a tendência de uma determinada mistura de
reagentes e produtos de formar mais produtos ou mais
reagentes, é necessário comparar Q e K:
Se Q > K, as concentrações ou pressões parciais dos produtos
estão muito altas para o equilíbrio. Logo, a reação tende a se
processar na direção dos reagentes.
Se Q > K, as concentrações ou pressões parciais dos produtos
estão muito altas para o equilíbrio. Logo, a reação tende a se
processar na direção dos reagentes.
Se Q < K, a reação tende a formar
produtos
Se Q < K, a reação tende a formar
produtos
Se Q = K, a reação está em equilíbrio e
não apresenta tendência a mudar em
nenhuma direção.
Se Q = K, a reação está em equilíbrio e
não apresenta tendência a mudar em
nenhuma direção.
2.9 Direção da Reação2.9 Direção da Reação
Quando o mínimo de energia livre está muito próximo dos
produtos, o equilíbrio favorece fortemente os produtos e a
reação “se completa”.
Quando o mínimo de energia livre está muito próximo dos
produtos, o equilíbrio favorece fortemente os produtos e a
reação “se completa”.
Quando o mínimo de energia livre está muito próximo dos
reagentes, o equilíbrio favorece fortemente os reagentes e a
reação “não caminha”.
Quando o mínimo de energia livre está muito próximo dos
reagentes, o equilíbrio favorece fortemente os reagentes e a
reação “não caminha”.
2.10 Respostas dos equilíbrios a mudanças de condições2.10 Respostas dos equilíbrios a mudanças de condições
Como os equilíbrios são dinâmicos, eles respondem às mudanças
das condições em que as reações ocorrem.
Como os equilíbrios são dinâmicos, eles respondem às mudanças
das condições em que as reações ocorrem.
Princípio de Le Chatelier: Quando uma perturbação exterior é
aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se
ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação.
Princípio de Le Chatelier: Quando uma perturbação exterior é
aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se
ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação.
3.10.1 Adição e remoção de reagentes3.10.1 Adição e remoção de reagentes
A adição de reagentes faz com que o
Q < K, porque a [reagentes] está no
denominador.
A adição de reagentes faz com que o
Q < K, porque a [reagentes] está no
denominador.
Logo, a reação responde com a formação
de produtos para restaurar a igualdade
entre Q e K.
Logo, a reação responde com a formação
de produtos para restaurar a igualdade
entre Q e K.
N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)
2.10.2 Adição e remoção de produtos2.10.2 Adição e remoção de produtos
A adição de produtos faz com que o
Q > K, porque a [produtos] está no
numerador.
A adição de produtos faz com que o
Q > K, porque a [produtos] está no
numerador.
Logo, a reação responde com a formação
de reagente para restaurar a igualdade
entre Q e K.
Logo, a reação responde com a formação
de reagente para restaurar a igualdade
entre Q e K.
Qualquer alteração na composição da
reação que provoque aumento da energia
livre, fará com que a reação sofra
mudanças para que o mínimo de energia
seja atingido novamente
Qualquer alteração na composição da
reação que provoque aumento da energia
livre, fará com que a reação sofra
mudanças para que o mínimo de energia
seja atingido novamente
Dessa forma, o princípio de Le Chatelier
sugere um bom caminho para assegurar
que a reaçãocontinue gerando uma dada
substância:
Dessa forma, o princípio de Le Chatelier
sugere um bom caminho para assegurar
que a reação continue gerando uma dada
substância:
2.10.2 Adição e remoção de produtos2.10.2 Adição e remoção de produtos
basta remover os produtos assim que eles
se formam
basta remover os produtos assim que eles
se formam
Um equilíbrio em fase gasosa responde à compressão
(redução de volume) do vaso de reação.
Um equilíbrio em fase gasosa responde à compressão
(redução de volume) do vaso de reação.
2.10.3 Compressão de uma mistura de reação2.10.3 Compressão de uma mistura de reação
De acordo com a Lei de Le Chatelier, a composição tende a
mudar para reduzir ao mínimo o efeito do aumento da
pressão.
De acordo com a Lei de Le Chatelier, a composição tende a
mudar para reduzir ao mínimo o efeito do aumento da
pressão.
I2 (g) = 2 I (g)I2 (g) = 2 I (g)
1 mol de moléculas do reagente na fase gasosa produz 2 mols
de produto na fase gasosa.
1 mol de moléculas do reagente na fase gasosa produz 2 mols
de produto na fase gasosa.
Logo, a compressão favorece o deslocamento do equilíbrio
para o lado dos reagentes (I2 (g)) porque isso reduz ao mínimo
o efeito do aumento da pressão pois irá diminuir o número de
moléculas dentro do recipiente.
Logo, a compressão favorece o deslocamento do equilíbrio
para o lado dos reagentes (I2 (g)) porque isso reduz ao mínimo
o efeito do aumento da pressão pois irá diminuir o número de
moléculas dentro do recipiente.
A expansão provoca a resposta contrária, favoreceria a
geração de mais produto (I(g))
A expansão provoca a resposta contrária, favoreceria a
geração de mais produto (I(g))
2.10.3 Compressão de uma mistura de reação2.10.3 Compressão de uma mistura de reação
E se a pressão interna total no vaso de reação fosse
aumentada bombeando argônio ou outro gás inerte, em volume
constante?
E se a pressão interna total no vaso de reação fosse
aumentada bombeando argônio ou outro gás inerte, em volume
constante?
I2 (g) = 2 I (g)I2 (g) = 2 I (g)
O I2 (g) e o I (g) continuariam ocupando o mesmo volume,
mantendo a mesma concentração, desde que os gases possam
ser considerados ideais.
O I2 (g) e o I (g) continuariam ocupando o mesmo volume,
mantendo a mesma concentração, desde que os gases possam
ser considerados ideais.
Neste caso, a composição de equilíbrio não é afetada,
embora a pressão total tenha aumentado.
Neste caso, a composição de equilíbrio não é afetada,
embora a pressão total tenha aumentado.
2.10.4 Temperatura e equilíbrio2.10.4 Temperatura e equilíbrio
Para uma reação exotérmica, o
que deve acontecer se
diminuirmos a temperatura?
Para uma reação exotérmica, o
que deve acontecer se
diminuirmos a temperatura?
3 H2(g) + N2(g) = 2 NH3(g) + calor ΔHR < 03 H2(g) + N2(g) = 2 NH3(g) + calor ΔHR < 0
Reação exótermica Reação exótermica 
Existe uma fuga de energia
(calor) quando se diminui a
temperatura, fato que para
compensá-lo resulta na geração
de mais produto (NH3 + calor).
Existe uma fuga de energia
(calor) quando se diminui a
temperatura, fato que para
compensá-lo resulta na geração
de mais produto (NH3 + calor).
Logo, a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio na direção
dos produtos numa reação exotérmica
Logo, a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio na direção
dos produtos numa reação exotérmica
Reação endotérmicaReação endotérmica
Para uma reação endotérmica, o
que deve acontecer se
aumentarmos a temperatura?
Para uma reação endotérmica, o
que deve acontecer se
aumentarmos a temperatura?
CaCO3 (s) + calor = CaO (s) + CO2 (g) ΔHR > 0CaCO3 (s) + calor = CaO (s) + CO2 (g) ΔHR > 0
Existe um aumento da energia
(calor) disponível para que a
reação aconteça quando se
aumenta a temperatura, fato
que para compensá-lo resulta na
geração de mais produto (CO2).
Existe um aumento da energia
(calor) disponível para que a
reação aconteça quando se
aumenta a temperatura, fato
que para compensá-lo resulta na
geração de mais produto (CO2).
Logo, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio na direção
dos produtos numa reação endotérmica
Logo, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio na direção
dos produtos numa reação endotérmica
2.10.4 Temperatura e equilíbrio2.10.4 Temperatura e equilíbrio
Vimos que há uma relação entre a energia livre (∆G°) e
a constante de equilíbrio para cada temperatura. Logo, é
possível estabelecer uma relação entre a constante de
equilíbrio em uma determinada temperatura ao seu valor em
outra determinada temperatura.
Vimos que há uma relação entre a energia livre (∆G°) e
a constante de equilíbrio para cada temperatura. Logo, é
possível estabelecer uma relação entre a constante de
equilíbrio em uma determinada temperatura ao seu valor em
outra determinada temperatura.
Equação de 
van´t Hoff
Equação de 
van´t Hoff
2.10.4 Temperatura e equilíbrio2.10.4 Temperatura e equilíbrio
Considere uma reação exotérmica (ΔHro < O).
Se T2 < T1, então 1/T1 < 1/T2, logo (1/T1 - 1/T2) é negativo.
Mas ΔHro < O, portanto: ln K2/K1 é positivo (> 0), logo K2/K1 >
1, então K2 > K1
Considere uma reação exotérmica (ΔHro < O).
Se T2 < T1, então 1/T1 < 1/T2, logo (1/T1 - 1/T2) é negativo.
Mas ΔHro < O, portanto: ln K2/K1 é positivo (> 0), logo K2/K1 >
1, então K2 > K1
Logo, se uma reação é exotérmica, e se diminuirmos a
temperatura, favorecemos a geração dos produtos.
Logo, se uma reação é exotérmica, e se diminuirmos a
temperatura, favorecemos a geração dos produtos.
Um catalisador é uma substância que aumenta a
velocidade de uma reação química sem ser consumido
durante a reação.
Um catalisador é uma substância que aumenta a
velocidade de uma reação química sem ser consumido
durante a reação.
2.10.5 Efeito dos catalisadores2.10.5 Efeito dos catalisadores
Como o catalisador aumenta igualmente a velocidade em
ambos os sentidos da reação, o equilíbrio dinâmico não é
afetado.
Como o catalisador aumenta igualmente a velocidade em
ambos os sentidos da reação, o equilíbrio dinâmico não é
afetado.
A constante de equilíbrio depende somente da
temperatura e da energia livre padrão (ΔGRo). A energia
livre da reação depende das identidades dos reagentes e
produtos, e independe da velocidade da reação ou da
presença de qualquer substância que não aparece na equação
química geral da reação.
A constante de equilíbrio depende somente da
temperatura e da energia livre padrão (ΔGRo). A energia
livre da reação depende das identidades dos reagentes e
produtos, e independe da velocidade da reação ou da
presença de qualquer substância que não aparece na equação
química geral da reação.

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